- •Л.И. Андрианова, а.П. Пнева, е.В. Рогалева общая химия
- •Глава 1. Основные понятия. Классы неорганических соединений…......5
- •Глава 1. Основные понятия химии
- •Важнейшие классы неорганических соединений
- •1.1. Оксиды
- •Классификация оксидов
- •Способы получения оксидов
- •1.2. Основания
- •1.3. Кислоты
- •1.4. Соли
- •Глава 2. Строение вещества
- •2.1. Строение атома
- •Квантово – механическая модель атома
- •Квантовые числа
- •Распределение электронов по уровням, подуровням и орбиталям во многоэлектронном атоме
- •Электронные формулы
- •2.2. Периодический закон и система д.И. Менделеева
- •Электронные аналоги
- •Свойства элементов
- •2.3. Химическая связь. Строение молекулы
- •Основные параметры химических связей
- •Метод валентных связей. Ковалентная связь
- •Гибридизация электронных облаков
- •Поляризуемость ковалентной связи Полярные и неполярные молекулы. Дипольный момент
- •Ионная связь
- •Металлическая связь
- •2.4. Агрегатное состояние вещества
- •Глава 3. Основные закономерности протекания химических процессов
- •Термодинамика химических процессов
- •Единицей измерения внутренней энергии является джоуль /Дж/.
- •3.2. Кинетика химических процессов
- •3.3. Химическое равновесие
- •Глава 4. Растворы
- •Истинные растворы
- •Способы выражения состава растворов
- •4.2. Жидкие растворы (на примере водных растворов)
- •Тепловой эффект растворения (энтальпия растворения)
- •4.3. Общие свойства растворов
- •Неэлектролиты и электролиты
- •Диссоциация кислот, оснований, солей
- •Сильные и слабые электролиты
- •4.6. Электролитическая диссоциация молекул воды. Ионное произведение воды
- •Глава 5. Реакции в растворах
- •5.1. Реакции ионного обмена
- •Гидролиз солей
- •5.3. Окислительно-восстановительные процессы Cтепень окисления. Окисление и восстановление
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций (овр)
- •1) В кислой среде:
- •2) В нейтральной среде:
- •Нейтральная срела
- •3) В щелочной среде:
- •Глава 5. Электрохимические процессы
- •6.1. Двойной электрический слой. Электродный потенциал
- •6.2. Химические источники электрической энергии
- •Концентрационные гальванические элементы
- •6.3. Аккумуляторы
- •6.4. Электролиз
- •Электролиз расплавов солей
- •Электролиз растворов солей
- •Процессы на катоде
- •Процессы на аноде
- •Глава 7. Cвойства металлов Общая характеристика металлов
- •7.1. Физические свойства металлов
- •7.2. Химические свойства металлов
- •Взаимодействие с простыми веществами
- •Взаимодействие металлов с водой
- •Взаимодействие металлов с кислотами
- •Взаимодействие металлов с раствором щелочи
- •Взаимодействие металлов с растворами солей
- •Глава 8. Коррозия металлов. Методы защиты металлов от коррозии
- •8.1. Виды коррозионных процессов
- •8.2. Методы защиты металлов от коррозии
- •Защита поверхности металла
- •Глава 9. Высокомолекулярные соединения (вмс)
- •9.1. Классификация полимеров
- •9.2. Методы получения полимеров
- •9.3. Физико – химические свойства полимеров
- •9.4. Материалы, получаемые на основе полимеров
- •9.5. Применение некоторых полимеров
- •Глава10. Краткие сведения по аналитической химии и методам физико-химического анализа Идентификация
- •10.1. Качественный анализ
- •10.2. Количественный анализ
- •625000Г. Тюмень, ул. Володарского, 38
- •625039 Г. Тюмень, ул. Киевская, 52
Концентрационные гальванические элементы
Поскольку электродный потенциал металла зависит от концентрации ионов металлов в растворе, можно составить концентрационные гальванические элементы.
При этом пластина металла, погруженного в более разбавленный раствор соли, будет обладать более низким потенциалом и выполнять роль анода. Пластина, погруженная в более концентрированный раствор, выступает в роли катода.
Например: рассчитать ЭДС концентрационного гальванического элемента:
A(-) Ni / NiCl2 // NiCl2 / Ni K(+)
0,00001М 1М
Рассчитаем потенциал никелевой пластины, погруженной в 0,00001М раствор хлорида никеля по уравнению Нернста:
eNi/Ni2+ = e◦ + ∙ lg [ Ni2+ ] = - 0,25 + ∙lg10-5 =
-0,25 +0,029∙(-5) = -0,25+(-0,145) = -0,395B = -0,39B.
Потенциал никелевой пластины, погруженной в 1М раствор соли, равен стандартному электродному потенциалу никеля.
Следовательно ЭДС = ек –еа = -0,85 – (-0,39) = 0,14В.
Процессы, протекающие на электродах,
A(-) Ni – 2e Ni2+
K(+) Ni2+ + 2e Ni0.
6.3. Аккумуляторы
Аккумуляторы относятся к вторичным источникам электрической энергии, работоспособность которых после разряда может быть восстановлена, т.е. в аккумуляторах используется обратимость токообразующей окислительно-восстановительной реакции.
Например, схема свинцового кислотного аккумулятора имеет вид
Рb / Н2SO4 / PbO2.
Раствор H2SO4 имеет концентрацию 33-40% (плотность 1,25…1,30). Токообразующая реакция выражается уравнением
Pb + PbO2 + 2H2SO4 2PbSO4 +2H2O,
которое получили суммированием катодного и анодного процессов в режимах «разряд» и «заряд». В режиме «разряд» аккумулятор работает как гальванический элемент.
А(-) Pb + HSO - 2е PbSO4 + H+
K(+) PbO2 + HSO+ 3H++ 2е PbSO4 +2H2O.
В режиме «заряд» под действием внешнего источника тока обеспечивается обратное разряду направление перемещения электронов. На катоде
PbSO4 +H+ + 2e Pb + HSO(восстановление).
Значит электрод Pb / PbSO4 выполняет при зарядке функцию катода, а электрод PbSO4 / PbO2 – функцию анода:
PbSO4 + 2H2O PbO2 + HSO + 3H+ + 2e (окисление).
ЭДС свинцового аккумулятора составляет 2В. Т.к. в электродных процессах участвует серная кислота, то Э.Д.С. существенно зависит от концентрации кислоты в растворе. При разрядке H2SO4 расходуется, поэтому о степени разряда аккумулятора судят по концентрации электролита, измеряя его плотность.
Кроме кислотных аккумуляторов, используются и щелочные аккумуляторы, но они имеют малую ЭДС (1,3…1,4В). Основное их преимущество в лучшей сохранности в перерывах, в работе и большем сроке службы. Они используются для питания электрокаров, погрузчиков, различных электровозов.
Большинство аккумуляторов допускает проведение большого числа циклов «заряд-разряд», т.к. в режиме «заряд» в аккумуляторе (в виде химической энергии) накапливается энергия внешнего источника, в режиме «разряд» они возвращаются потребителю.
6.4. Электролиз
Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита. Во время электролиза положительно заряженные ионы перемещаются к катоду, который соединяется с отрицательным полюсом внешнего источника постоянного тока, а отрицательно заряженные ионы перемещаются к аноду, который соединяется с положительным полюсом источника постоянного тока. На поверхности катода идет процесс восстановления, на аноде – окисления.